Este documento apresenta informações sobre equilíbrio químico, incluindo: 1) A definição de equilíbrio químico como o ponto em que a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa; 2) Fatores que afetam o equilíbrio como temperatura, pressão e concentração de reagentes; 3) A constante de equilíbrio e suas propriedades.

1. SQM-405:
SQM-405
Química Geral e
Tecnológica
<< Equilíbrio
Químico >>
Engenharias:
Elétrica (Eletrônica e
En./Automação) e
de Computação.
Ednilsom
Orestes

2. SQM-405:
SQM-405
Química Geral e
Tecnológica
<< Equilíbrio
Químico >>
Engenharias:
Elétrica (Eletrônica e
En./Automação) e
de Computação.
Ednilsom
Orestes

3. Recaptuland
o...
O que vamos aprender?
 O Conceito de equilíbrio químico: ponto em que à
transformação simultânea de reagentes em produtos e de produtos em
reagentes, ambas a mesma velocidade.

Este ponto de equilíbrio é portanto dinâmico e corresponde ao
mínimo de energia livre, caracterizada por
concentrações específicas para cada componente da reação.
 Juntas, estas concentrações fornecem a constante de equilíbrio de um
determinado sistema em uma determinada condição.
 É possível mudar o ponto de equilíbrio mudando as condições em que a
reação acontece.
 No ponto de equilíbrio, cada sistema responde de maneira
diferente às mudanças, mas todas elas são não-espontâneas.
 Aplicar esse conhecimento para o caso de soluções de ácidos e bases e
suas propriedades e aplicações.

4. Recaptuland
o...
Gelo + Água, 0°C
EQUILÍBRIO FÍSICO

5. Recaptuland
o...
Equilíbrio Químico
 Velocidade da formação de produtos
(reação direta) é igual a velocidade da
formação de reagentes (reação inversa).
Implica na coexistência de reagentes e produtos
na mistura.
 Caracterizado por uma composição fixa e
específica do sistema (concentração ou
pressão parcial). Tal composição é aquela que
minimiza a variação de energia livre e fornece a
constante de equilíbrio.
 É “dinâmico” (conversão reagentes em
produtos é simultânea à conversão de
produtos em reagentes) e responde às

6. Recaptuland
o...
Evolução para o equilíbrio.

7. Recaptuland
o...
Gulberg e Waage, 1864
Dados de Equilíbrio e Constante de Equilíbrio da
Reação: 2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) em 1000 K em
várias composições iniciais.
p(SO2) p(O2) p(SO3) p K
5,49 x 10-2 3,24 x 10-2 2,21 x 10-4 8,75 x 10-2 5,00 x 10-4
3,16 x 10-3 1,83 x 10-2 9,49 x 10-6 2,15 x 10-2 4,93 x 10-4
9,15 x 10-3 9,15 x 10-3 1,96 x 10-6 1,83 x 10-2 5,02 x 10-4
7,90 x 10-2 7,32 x 10-2 4,75 x 10-4 0,153 4,93 x 10-4
0,120 0,165 1,08 x 10-3 0,286 4,89 x 10-4

8. Recaptuland
o...
Constante de Equilíbrio
Exemplos: a) CaCO3( s ) ↔ CO( s ) + CO2 ( g )
K = PCO2
b) Ca ( OH ) 2 ( s ) ↔ Ca(2aq ) + 2OH (−aq )
+
[ ][
K = Ca 2+ OH − ] 2
+ +
c) Cu(2aq ) + Zn( s ) ↔ Cu( s ) + Zn(2aq )
K=
[ Zn ] 2+
[Cu ] 2+

9. Recaptuland
o...
Relações entre K’s
Relações entre Constantes de Equilíbrio.
Equação Química Constante de Equilíbrio
aA + bB ↔ cC + dD K1
cC + dD ↔ aA + bB K2 = 1/K1 = (K1)-1
naA + nbB ↔ ncC + ndD (K1)n

10. Recaptuland
o...
Origem de “K”
R↔P

11. Recaptuland
o...
Energia Livre
 Processo só acontece se ∆ST>0.
Preciso calcular ∆SSIST e ∆SVIZ.
 Outra função termodinâmica
calcula tudo, ∆GR.
 Verificar se reação é espontânea
e quanto trabalho não-expansão
pode ser obtido.
 Direção mudança espontânea é
direção diminuição de G.

12. Recaptuland
o...
Henri le Chatelier
“Quando uma perturbação exterior é
aplicada a um sistema em equilíbrio
dinâmico, ele tende a se ajustar no
sentido de minimizar o efeito da
perturbação.”
Henri le Chatelier

13. Recaptuland
o...
Compressão da mistura.
Aumento da pressão desloca o equilíbrio
da reação no sentido de diminuir o
número de moléculas de gás.

14. Recaptuland
o...
Temperatura e equilíbrio.
Aumento da pressão desloca o equilíbrio
da reação no sentido de diminuir o
número de moléculas de gás.
Eq. de Van’t Hoff:
K2 ∆H  1 1 
ln =−  − 
K1 RT  T1 T2 
X 

15. Recaptuland
o...
Catalisadores

16. Recaptuland
o...

17. Recaptuland
o...
Teorias Ácido-Base.
 Arrhenius:Base eletrolítica. (H+ e OH-).
 Brönsted-Lowry: próton solvatado (H 3O+).
 Lewis: par de elétrons de valência.
Arrhenius Brönsted e Lowry Lewis

18. Recaptuland
o...
Auto ionização da água
 Caráteranfótero.
 Sorensen: escala de pH.
+ −
2 H 2O(l ) ↔ H 3O( aq ) + OH ( aq )
[ ])
pH = − log( H 3O +
pOH = − log( [OH ] ) −

19. • Quanto mais forte o ácido,
mais fraca a base conjugada.
• Quanto mais forte a base,
mais fraco o ácido conjugado.

20. Relações importantes
pH + pOH = 14 = pK w
[
K w = H 3O +
][OH ]; K
−
=
[ A ][ H O ] ;
−
3
+
Kb =
[ BH ][ HO ]
+ −
a
[ HA] [ B]
K a × Kb = 
[ ][
 A − H 3O + ]  ×  [ BH ][ HO ]  = K
 
+

−
 [ HA]   [ B]  w
   
pK a + pK b = pK w

21. SQM-405:
SQM-405
Química Geral e
Tecnológica
<< Equilíbrio
Químico >>
Engenharias:
Elétrica (Eletrônica e
En./Automação) e
de Computação.
Ednilsom
Orestes

22. Próxima aula
 Ação do Tampão.
 Titulações ácido-base (estequiometria).
 Produto de solubilidade.
 Efeito do íon comum.
 Precipitação.

23. Próxima aula
 Titulações ácido-base (estequiometria).
 Ação do Tampão.
 Produto de solubilidade.
 Efeito do íon comum.
 Precipitação.

24. Próxima aula
 Titulações ácido-base (estequiometria).
 Ação do Tampão.
 Produto de solubilidade.
 Efeito do íon comum.
– Precipitação.

25. Como calcular a força de um ácido?
Calcule o pH e a porcentagem de desprotonação de uma
solução de 0,1 M de CH3COOH (Ka=1,8 x 10-5).
CH 3COOH + H 2O ↔ H 3COO − + H 3O +
CH3COOH H3O+ CH3COO-
Início 0,10 0,0 0,0
Variação - x +x +x
Equilíbrio 0,1 - x x x
x.x x = 1,3 ×10 −3 Porcentagem de
Ka = = 1,8 ×10 −5
0,1 − x ( )
pH = − log 1,3 ×10 −3 = 2,89
desprotonação =
1,3%

26. Como calcular o Ka de um ácido fraco?
Encontre o valor de Ka para uma solução de um ácido fraco de
concentração inicial de 0,010 M cujo pH em água é 2,95.
[ H O ] = 10 = 10
3
+ − pH −2 , 95
[H O ] = [ A ]
3
+ −
[ H O ] = 0,0011 mol.L
3
+ −1
[ HA] = [ HA] − [ H O ]
in 3
+
=
[ H O ][ A ] =
+ −
[ H O ] = 1,8 ×10
+ 2
−5
[ HA] − [ H O ]
3 3
Ka
[ HA] in 3
+
Ka =
( 0,0011) 2 = 1,4 ×10 − 4
0,010 − 0,0011

27. Solução Tampão
Escolher um ácido (base) fraco(a) cujo(a)
a(o) base(ácido) conjugada(o) tenha o pH
desejado e adicione sua(seu) base(ácido)
conjugada(o) através do sal.

28. Equilíbrio de Solubilidade
Aplicar conceito de Equilíbrio às soluções
de sais.
Produto de Solubilidade: predizer a
solubilidade de um sal.

29. Efeito do Íon comum
• Usa Princípio de Le Chatelier para
precipitar íon de sal pouco solúvel.
• Adição de um 2o. Sal (ou ácido) fornece
íons (comuns) da solução.
• Solubilidade do sal origina diminui e ele
precipita.

30. Efeito do Íon comum
• Qps < Kps : Sal dissolve.
• Qps = Kps : Equilíbrio.
•Qps > Kps : Sal precipita.